реакций на основе электронного баланса

С точки зрения электронной теории окислительно–восстановительными реакциями называются такие реакции, при протекании которых происходит переход электронов от одних атомов, молекул или ионов к другим. Поскольку электроны в окислительно–восстановительных реакциях переходят только от восстановителя к окислителю, а молекулы исходных веществ и продуктов реакции электронейтральны, то число электронов, отданных восстановителем всегда равно числу электронов, принятых окислителем. Это положение называется принципом электронного баланса и лежит в основе нахождения коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций.

Согласно этому принципу число молекул окислителя и число молекул восстановителя в уравнении окислительно-восстановительных реакций должны быть такими, чтобы количество принимаемых и отдаваемых электронов было одинаковым.

Рассмотрим применение принципа электронного баланса при нахождении коэффициентов в уравнениях окислительно–восстановительных реакций на конкретных примерах.

1. При каталитическом окислении аммиака NH₃ кислородом О₂ образуется оксид азота NO и вода Н₂О. Запишем схему процесса с помощью формулы:

NH₃ + O₂ ® NO + H₂O.

Над символами элементов, изменяющих в процессе реакции СО, подпишем их значения:

N^-3H₃ + O₂⁰ ® N⁺²O^-2 + H₂O^-2.

Из изменения величины СО видно, что азот в молекуле аммиака окислился, а молекула кислорода – восстановилась, то есть аммиак является восстановителем, а кислород – окислителем. Из этой схемы также вытекает, что атом азота, изменяя СО от -3 до +2, отдает кислороду пять электронов. Поскольку водород СО не меняет, то молекула аммиака будет отдавать всего 5 электронов. Атом кислорода принимает 2 электрона (СО меняется от 0 до -2), следовательно, молекула кислорода будет принимать 4 электрона. Запишем указанные процессы в виде схемы:

Согласно принципу электронного баланса количества молекул окислителя и восстановителя нужно взять такими, чтобы числа принимаемых и отдаваемых электронов были равными. Для этого находится общее кратное, а затем делится на число отдаваемых или приобретаемых электронов; полученные коэффициенты ставятся соответственно перед молекулой восстановителя и окислителя. Из этой схемы видно, что 4 молекулы NH₃ отдают 20 электронов, которые принимаются 5 молекулами О₂. Коэффициенты электронного баланса называются основными коэффициентами. Они никаким изменениям не подлежат:

4NH₃ + 5O₂ ® NO + H₂O.

Все остальное уравнивается в соответствии с их величиной:

4NH₃ + 5O₂ ® 4NO + 6H₂O.

2. При окислении сульфида мышьяка As₂S₃ азотной кислотой HNO₃ образуются мышьяковистая кислота H₃AsO₄, серная H₂SO₄ и оксид азота NO.

Составим схему реакции, указывая СО над символами тех элементов, у которых в процессе реакции они изменяются:

As₂⁺³S₃^-2 + HN⁺⁵O₃ ® H₃As⁺⁵O₄ + H₂S⁺⁶O₄ + N⁺²O.

Подсчитаем количество электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя. Мышьяк изменяет СО от +3 до +5, отдавая 2 электрона. Два атома в молекуле мышьяка As₂S₃ отдадут 4 электрона. Сера меняет СО от -2 до +6, отдавая 8 электронов. Три атома серы этой молекулы отдают 24 электрона. Всего одна молекула As₂S₃ отдает 28 электронов. Принимает электроны азот в HNO₃, изменяя СО от +5 до +2. Следовательно, каждая молекула HNO₃ принимает 3 электрона. Запишем это в виде схемы:

Очевидно, что для соблюдения электронного баланса надо взять 3 молекулы As₂S₃ (3·28=84) и 28 молекул HNO₃ (3·28=84), все остальные коэффициенты уравниваются в соответствии с этими основными коэффициентами:

3As₂S₃ + 28HNO₃ => 6H₃AsO₄ + 9H₂SO₄ + 28NO.

Подсчет атомов водорода показывает, что в левой части их 28, а в правой – 36. Кислорода в правой части 84 атома, в правой – 88. Если водород или кислород не входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то они уравниваются добавлением нужного количества молекул воды в ту часть уравнения, где их недостает. Поэтому подсчет атомов кислорода или водорода проводят в последнюю очередь, причем уравнивание водорода добавлением молекул воды приводит к автоматическому уравниванию кислорода и наоборот. Если водород или кислород входят в уравнение реакции в виде простых веществ, то их необходимо уравнивать независимо друг от друга.

Окончательно рассматриваемое уравнение реакции будет иметь вид:

3As₂S₃ + 28HNO₃+ 4Н₂О = 6H₃AsO₄+ 9H₂SO₄ + 28NO.

3. Если числа электронов, отдаваемых молекулой восстановителя и принимаемых молекулой окислителя, имеют общий делитель, то на него можно сократить основные коэффициенты, например:

(восстановление) (окисление)

Наибольший общий делитель равен 2. Коэффициенты в уравнении будут

4HСlO₃ + 3H₂S = 4HCl + 3H₂SO₄.

Электронный баланс в данном случае .

4. Если число участвующих в реакции атомов нечетное, а в результате ее должно получиться четное число атомов хотя бы одного из изменяющихся СО элементов, то основные коэффициенты удваиваются:

(окисление)   (восстановление)

6FeSO₄ + 2HNO₃ + 3H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + 2NO + 4H₂O.

В рассмотренном примере в протекании окислительно-восстановительной реакции принимает участие серная кислота. Она необходима для связывания образовавшегося трехвалентного железа. Нужное количество молекул H₂SO₄ определяется после расстановки коэффициентов перед продуктами реакции в соответствии с основными коэффициентами в левой части уравнения. Водород или кислород уравниваются в последнюю очередь добавлением молекул воды.

5. Окислитель или восстановитель, кроме основной окислительно-восстановительной реакции, расходуется также на связывание образующихся продуктов реакции. Например:

3 группы по два иона хлора, всего шесть ионов хлора

(восстановление) (окисление)

K₂Cr₂O₇ + 6HCl 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl.

На связывание продуктов реакции в соответствии с основными коэффициентами необходимо 8 молекул HCl, которые не окисляются (на образование 2 молекул CrCl₃ и 2 молекул KCl). Таким образом:

K₂Cr₂O₇ + 6HCl + 8HCl ® 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl.

на восстановление на связывание

Уравниваем водород или кислород, добавив в правую часть уравнения 7 молекул воды H₂O, и получим окончательно:

K₂Cr₂O₇ + 14HCl ® 2CrCl₃ + 3Cl₂ + 2KCl + 7H₂O.

6.

(окисление) (восстановление)

Основные коэффициенты 4 и 1:

4Сa + HNO₃ 4Ca(NО₃)₂ + NH₄NO₃.

На связывание продуктов реакции требуется в соответствии с основными коэффициентами 9 молекул HNO3:

4Сa + HNO₃ + 9HNO₃ 4Ca(NО₃)₂ + NH₄NO₃ + 3H₂O.

на окисление на связывание

7. Оба элемента - и отдающий и принимающий электроны - находятся в одной молекуле. Для нахождения основных коэффициентов подобные процессы рассматривают как бы идущими справа налево:

6 4

(окисление)   (восстановление)

Основные коэффициенты 2 и 3 ставятся в правой части уравнения, левая часть уравнивается по правой части:

2KСlO₃ = 2KCl + 3O₂.

8. Один и тот же элемент окисляется и восстанавливается. Такие реакции называются реакциями диспропорционирования. В этом случае, так же как и в предыдущем, электронный баланс составляется справа налево:

4K₂SO₃⁺⁴ = 3K₂SO₄⁺⁶ + K₂S^-2

Рассмотренный способ подбора коэффициентов в окислительно–восстановительных реакциях не является единственным. Существуют и другие способы. Однако во всех случаях главным остается нахождение основных коэффициентов электронного баланса.

Литература:

1. Глинка Н.Л. Общая химия. – М.: Химия, 1978. - С. 261-270.

2. Карапетьянц М.Х. Введение в теорию химических процессов. – М.: Высшая школа, 1981. - С. 90-106.

3. Шиманович И.В., Павлович М.Л., Тикавый П.Ф., Малашко П.М. Общая химия в формулах, определениях, схемах. – Мн.: Унiверсiтэцкае, 1996. - С. 14-32.

4. Кудрявцев А.А. Составление химических уравнений. – М.: Высшая школа, 1991. – 264 С.

5. Воробьев В.К., Елисеев С.Ю., Врублевский А.В. Практические и самостоятельные работы по химии. – Мн.: УП «Донарит», 2005. - С. 4-9, 65-75.

* Диэлектрическая проницаемость e характеризует поляризацию диэлектриков под действием электрического поля Е.